Dióxido de enxofre (SO2): estrutura, propriedades, usos, riscos - Ciência - 2023

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o dióxido de enxofre É um composto inorgânico gasoso formado por enxofre (S) e oxigênio (O), sua fórmula química sendo SO₂. É um gás incolor com um odor irritante e sufocante. Além disso, é solúvel em água, formando soluções ácidas. Os vulcões o expelem para a atmosfera durante as erupções.

Faz parte do ciclo biológico e geoquímico do enxofre, mas é produzido em grandes quantidades por certas atividades humanas, como o refino de petróleo e a queima de combustíveis fósseis (carvão ou diesel, por exemplo).

O então₂ é um agente redutor que permite que a polpa de papel permaneça branca após o branqueamento com outros compostos. Também serve para remover vestígios de cloro na água que foi tratada com este produto químico.

É usado para conservar alguns tipos de alimentos, para desinfetar recipientes onde é feita a fermentação do suco de uva para a produção de vinho ou cevada para fazer cerveja.

É também utilizado como fungicida na agricultura, para obtenção de ácido sulfúrico, como solvente e intermediário em reações químicas.

O então₂ presente na atmosfera é prejudicial a muitas plantas, na água atinge peixes e também é uma das responsáveis pela “chuva ácida” que corrói materiais criados pelo homem.

Estrutura

A molécula de dióxido de enxofre é simétrica e forma um ângulo. O ângulo é devido ao SW₂ Possui um par de elétrons solitários, ou seja, elétrons que não se ligam a nenhum átomo, mas são livres.

Nomenclatura

- Dióxido de enxofre

- Anidrido de enxofre

- Óxido de enxofre.

Propriedades

Estado físico

Gás incolor.

Peso molecular

64,07 g / mol

Ponto de fusão

-75,5 ºC

Ponto de ebulição

-10,05 ºC

Densidade

Gás: 2,26 a 0 ° C (em relação ao ar, ou seja, densidade do ar = 1). Isso significa que é mais pesado que o ar.

Líquido: 1,4 a -10 ° C (em relação à água, ou seja, densidade da água = 1).

Solubilidade

Solúvel em água: 17,7% a 0 ° C; 11,9% a 15 ° C; 8,5% a 25 ° C; 6,4% a 35 ° C

Solúvel em etanol, éter dietílico, acetona e clorofórmio. É menos solúvel em solventes apolares.

pH

Soluções aquosas de SO₂ eles são ácidos.

Propriedades quimicas

O então₂ é um poderoso agente redutor e oxidante. Na presença de ar e um catalisador, ele oxida para SO₃.

SW₂ + O₂ → SO₃

Os pares solitários de elétrons às vezes fazem com que ele se comporte como uma base de Lewis, ou seja, pode reagir com compostos onde há um átomo sem elétrons.

Se o sistema operacional₂ ele está na forma de um gás e seco não ataca ligas de ferro, aço, cobre-níquel ou níquel-cromo-ferro. No entanto, se estiver no estado líquido ou úmido, causa corrosão nesses metais.

O então₂ líquido com 0,2% de água ou mais produz forte corrosão do ferro, latão e cobre. É corrosivo para o alumínio.

Quando líquido, ele também pode atacar alguns plásticos, borrachas e revestimentos.

Soluções SO aquosas₂

O então₂ é muito solúvel em água. Por muito tempo, considerou-se que na água forma ácido sulfuroso H₂SW₃, mas a existência deste ácido não foi comprovada.

Em soluções de sistema operacional₂ na água ocorrem os seguintes equilíbrios:

SW₂ + H₂O ⇔ SO₂.H₂OU

SW₂.H₂O ⇔ HSO₃^– + H₃OU⁺

HSO₃^– + H₂O ⇔ SO₃^2- + H₃OU⁺

Onde HSO₃^– é o íon bissulfito e SO₃^2- é o íon sulfito. O íon sulfito SO₃^2- ocorre principalmente quando um álcali é adicionado à solução de SO₂.

Soluções aquosas de SO₂ eles têm propriedades redutoras, especialmente se forem alcalinos.

Outras propriedades

- É extremamente estável contra o calor, mesmo até 2.000 ° C.

- Não é inflamável.

Obtendo

O então₂ É obtido pela combustão de enxofre (S) no ar, embora pequenas quantidades de SO também sejam formadas₃.

S + O₂ → SO₂

Também pode ser produzido aquecendo vários sulfetos no ar, queimando minerais de pirita e minerais contendo sulfetos, entre outros.

No caso da pirita de ferro, quando oxidada, óxido de ferro (iii) e SO são obtidos₂:

4 FeS₂ + 11 O₂ → 2 Fe₂OU₃ + 8 SO₂↑

Presença na natureza

O então₂ É liberado na atmosfera pela atividade de vulcões (9%), mas também é causado por outras atividades naturais (15%) e por ações humanas (76%).

Erupções vulcânicas explosivas causam flutuações anuais significativas ou variações no SO₂ na atmosfera. Estima-se que 25% do SO₂ emitida por vulcões é levada pela chuva antes de atingir a estratosfera.

As fontes naturais são as mais abundantes e devem-se ao ciclo biológico do enxofre.

Nas áreas urbanas e industriais predominam as fontes humanas. A principal atividade humana que a produz é a queima de combustíveis fósseis, como carvão, gasolina e diesel. Outras fontes humanas são refinarias de petróleo, fábricas de produtos químicos e produção de gás.

Em mamíferos, é gerado endogenamente, ou seja, dentro do corpo de animais e humanos devido ao metabolismo de aminoácidos contendo enxofre (S), especialmente L-cisteína.

Formulários

Na produção de ácido sulfúrico

Uma das aplicações mais importantes do SO₂ está na obtenção de ácido sulfúrico H₂SW₄.

2 SO₂ + 2 H₂O + O₂ → 2 H₂SW₄

Na indústria de alimentos processados

O dióxido de enxofre é usado como conservante e estabilizador de alimentos, como agente de controle de umidade e como modificador de sabor e textura em certos produtos comestíveis.

Também é usado para desinfetar equipamentos que entram em contato com alimentos, equipamentos de fermentação, como os de cervejarias e vinícolas, recipientes de alimentos, etc.

Permite conservar frutas e vegetais, aumenta sua vida na prateleira do supermercado, evita a perda de cor e sabor e auxilia na retenção de vitamina C (ácido ascórbico) e carotenos (precursores da vitamina A).

É usado para conservar o vinho, pois destrói bactérias, fungos e leveduras indesejadas. Também é usado para esterilizar e prevenir a formação de nitrosaminas na cerveja.

Também é usado para embeber grãos de milho, branquear o açúcar de beterraba e como antimicrobiano na fabricação de xarope de milho com alto teor de frutose.

Como solvente e reagente

Tem sido amplamente utilizado como solvente não aquoso. Embora não seja um solvente ionizante, é útil como solvente livre de prótons para certas aplicações analíticas e reações químicas.

É utilizado como solvente e reagente em síntese orgânica, intermediário na produção de outros compostos como dióxido de cloro, cloreto de acetila e na sulfonação de óleos.

Como agente redutor

É utilizado como redutor apesar de não ser tão forte, e em solução alcalina forma-se o íon sulfito, que é um redutor mais energético.

Em várias aplicações

O então₂ também é usado:

- Na agricultura como fungicida e conservante da uva após a colheita.

- Para fabricar hidrossulfitos.

- Para branquear celulose e papel, pois permite estabilizar a celulose após o branqueamento com água oxigenada H₂OU₂; o então₂ age destruindo o H₂OU₂ restante e assim manter o brilho da polpa, uma vez que o H₂OU₂ pode causar uma reversão de brilho.

- Para branquear fibras têxteis e artigos de vime.

- Para tratar a água, pois elimina o cloro residual que sobra após a cloração da água potável, efluente ou industrial.

- No refino de minerais e metais, como redutor do ferro durante o processamento mineral.

- No refino de petróleo para reter oxigênio e retardar a corrosão, e como solvente de extração.

- Como antioxidante.

- Como neutralizador alcalino na fabricação de vidros.

- Nas baterias de lítio como agente oxidante.

Efeitos do sistema operacional₂ endógeno

Certos estudos revelaram que SO₂ endógeno ou produzido pelo próprio corpo tem um efeito benéfico no sistema cardiovascular, incluindo a regulação da função cardíaca e relaxamento dos vasos sanguíneos.

Quando o SO é produzido no corpo₂ torna-se seus derivados bissulfito HSO₃^– e sulfito SO₃^2-, que exercem um efeito vaso-relaxante nas artérias.

O então₂ endogenamente reduz a hipertensão, previne o desenvolvimento de aterosclerose e protege o coração de danos ao miocárdio. Também tem ação antioxidante, inibe a inflamação e a apoptose (morte celular programada).

Por essas razões, pensa-se que pode ser uma possível nova terapia para doenças cardiovasculares.

Riscos

- Exposição a SO₂ gasoso pode causar queimaduras nos olhos, pele, garganta e membranas mucosas, danos aos brônquios e pulmões.

- Alguns estudos relatam que há risco potencial de danos ao material genético de células de mamíferos e humanas.

- É corrosivo. Não é inflamável.

Ecotoxicidade

O dióxido de enxofre é o gás poluente mais comum na atmosfera, especialmente em áreas urbanas e industriais.

Sua presença na atmosfera contribui para a chamada “chuva ácida”, que é prejudicial aos organismos aquáticos, peixes, vegetação terrestre e corrosão de materiais de fabricação humana.

O então₂ é tóxico para os peixes. As plantas verdes são extremamente sensíveis ao SO₂ atmosférico. Alfafa, algodão, cevada e trigo são danificados em baixos níveis ambientais, enquanto batatas, cebolas e milho são muito mais resistentes.

Efeitos de ingerir com alimentos

Embora seja inofensivo para pessoas saudáveis, quando usado nas concentrações recomendadas por órgãos de saúde autorizados, SO₂ pode induzir asma em pessoas sensíveis que o tomam com alimentos.

Os alimentos que geralmente o contêm são frutas secas, refrigerantes artificiais e bebidas alcoólicas.

Referências

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